Стандартные электродные потенциалы металлов 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Стандартные электродные потенциалы металлов



Он позволяет сделать ряд выводов относительно химических свойств элементов:

1. каждый элемент способен восстанавливать из растворов солей все ионы, имеющие большее значение стандартных электродных потенциалов.

2. величина стандартного электродного потенциала характеризует одновременно восстановительную способность атома и окислительную способность его ионов

3. Чем меньше величина стандартного электродного потенциала тем больше восстановительная способность атома и наоборот, тем меньше окислительная способность его иона

4. водород из разбавленных кислот может быть вытеснен только атомами, стандартные электродные потенциалы которых имеют знак минус.

 

Рис. 26. Ряд стандартных электродных потенциалов

Самостоятельно протекают ОВР, в которых восстановитель имеет более отрицательный электродный потенциал, чем окислитель.

Знак и величина потенциала зависят от положения равновесия между металлом и раствором, природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры.

Чем большей химической активностью обладает вещество, тем легче оно растворяется, тем в большей степени равновесие смещено вправо – тем отрицательнее потенциал.

Переход ионов вещества в раствор происходит тем интенсивнее, чем меньше концентрация катионов в растворе. Наоборот, с увеличением концентрации раствора равновесие смещается влево, и потенциал становится более положительным.

С повышением температуры потенциал становится более положительным, равновесие смещается влево. Ионы переходят в раствор – гидратация, а она процесс экзотермический (принцип Ле Шателье).

Зависимость электродного потенциала от концентрации веществ, участвующих в ОВР, и от температуры выражается уравнением Нернста:

(60)

Окислителем всегда является полуэлемент с более высоким значением электродного потенциала, чем больше электродный потенциал, тем более сильным окислителем является окисленная форма, чем меньше электродный потенциал в данной системе, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма.

ОВР самопроизвольно протекает в сторону окислителя с меньшим значением стандартного электродного потенциала. Стандартный электродный потенциал является мерой окислительно-восстановительной способности в реакциях только в водных растворах.

3. ЭДС ОВР.

Электродвижущая сила – разность электродных потенциалов окислителя и восстановителя. Это максимально возможная для данной системы разность потенциалов. Чем больше величина ЭДС, тем интенсивнее протекает ОВР.

(61)

ОВР протекает тогда, когда ЭДС>0. Направленность ОВ процесса определяется знаком ЭДС. Отрицательное значение ЭДС свидетельствует о том, что процесс слева направо протекать не может, реакция возможна только в обратном направлении.

Стандартная ЭДС ОВР связана со стандартной энергией Гиббса, соотношением: , (62)

где z – число электронов, принимающих участие в реакции, F – постоянная Фарадея.

Стандартная энергия Гиббса связана с константой равновесия уравнением: = -

Из этого соотношения по экспериментально определенному значению стандартной ЭДС можно вычислить константу равновесия соответствующей окислительно-восстановительной реакции:

(63)

где Т=298 К, R=8,31 Дж/моль·К, F=96500 Кл/моль.

ОВР широко применяются в промышленности при производстве серной и азотной кислот, получении сажи, восстановлении металлов из руд, сжигании топлива. Коррозия металлов тоже ОВР, причиняющая огромные убытки. ОВР играют большую роль в биохимических процессах: дыхании, обмене веществ, нервной деятельности человека и животных.

 

6.2. Контрольные вопросы и задания

1. Электронная теория ОВР Писаржевского Л.В.

2. Степени окисления и правила их расчета.

3. Окислительно-восстановительная двойственность.

4. Механизм возникновения электродного потенциала

5. Стандартный электродный потенциал. Формула Нернста.

6. Гальванический элемент. Направленность окислительно-восстановительных процессов.

7. Составление уравнений ОВР методом полуреакций.

8. Влияние среды на ОВР.

9. Значение ОВР в биологических процессах.

 

Примеры решения задач

Пример 1. Расставьте степени окисления элементов в представленной реакции. Уравняйте реакцию методом полуреакций, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Рассчитайте молярные массы эквивалента окислителя и восстановителя. Найдите значения стандартных ЭДС, энергии Гиббса и константы равновесия реакции: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O.

Решение. Расставляем степени окисления:

Cu0 + H+ + NO3- → Cu2+ + 2NO3- + N2+O2- + H+2O2-.

Переписываем его в сокращенном виде с учетом частиц, которые участвуют в ОВР: Cu0 + H+ + NO3- → Cu2+ + N2+O2- + H+2O2-.

Составляем схему процессов с учетом среды:

Cu0 – 2е → Cu2+ - восстановитель, процесс окисления

N5+O3- + 3е + 4H+ → N2+O2- + 2H2O – окислитель, процесс восстановления.

Для составления общего уравнения реакции уравниваем число отданных и принятых электронов, складываем полуреакции с учетом коэффициентов:

3│Cu0 – 2е → Cu2+

2│N5+O3- + 3е + 4H+ → N2+O2- + 2H2O

3Cu0 + 8H+ + 2NO3- → 3Cu2+ + 2NO +4 H2O

Молекулярное уравнение имеет вид: 3Cu+8HNO3→3Cu(NO3)2 +2NO+4H2O

МЭ (окислителя) = Мr(HNO3) / 3 = 63/3 = 21 г/моль;

МЭ (восстановителя) = Мr(Cu) / 2 = 64/2 = 32 г/моль.

ЭДС = Е0окислителя – Е0восстановителя

Е0 (Cu0|Cu2+) = 0,34 (табл. величина)

E0(NO3-| NO) = 0,96 (табл. величина)

ЭДС = 0,96-0,34 = 0,62 В > 0, следовательно ОВР протекает в прямом направлении.

Энергия Гиббса рассчитывается по формуле: ΔG0хр = - z· F · ЭДС = 6 · 96500 · 0,62 = - 358980 Дж = - 358,98 кДж. ΔG < 0, следовательно, процесс идет самопроизвольно.

Находим константу равновесия при стандартных условиях: lgK = z·ЭДС /0,059 = 6· 0,62/0,059 = 63. Следовательно, Кр = 1·1063. Согласно константе равновесия (Кр > 1) ОВР смещается вправо, в сторону продуктов реакции.

Пример 2. Установите, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции 2NaCl + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + Cl2 + Na2SO4.

Решение. Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме имеет вид:

2Cl- + 2Fe+3 = 2Fe+2 + Cl2

Находим стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции (прил. 5):

Cl2 + 2e = 2Cl- E01 = 1,36 B;

Fe+3 + e = Fe+2 Е02 = 0,77 В.

Поскольку E01> Е02, то окислителем будет хлор, а восстановителем – ион Fe+2; рассматриваемая реакция протекает справа налево.

Пример 3. Определить направление возможного самопроизвольного протекания реакции 2Hg + 2Ag+ = 2Ag + Hg2+2 при следующих концентрациях (моль/дм3) участвующих в реакции ионов: [Ag+] = 10-1, [Hg2+2] = 10-4.

Решение. Находим стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции (прил. 5):

Hg2+2 + 2e = 2Hg E01 = 0,79 B;

Ag+ + e = Ag E02 = 0,80 B,

Вычисляем значения электродных потенциалов при указанных в условиях задачи концентрациях:

Поскольку Е1< Е2, то реакция протекает слева направо.

Пример 4. Найдите при 250 С константу равновесия реакции:

Hg2(NO3)2 + 2Fe(NO3)2 = 2Hg + 2Fe(NO3)3.

Решение. Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме имеет вид:

Hg2+2 + 2Fe+2 = 2Hg + 2Fe+3

Находим стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции (прил. 5):

Hg2+2 + 2e = 2Hg E01 = 0,79 B - окислитель;

Fe+3 + e = Fe+2 Е02 = 0,77 В - восстановитель.

Находим значение стандартной ЭДС процесса

ЭДС = E01 - Е02 = 0,79 – 0,77 = 0,02 В

Вычисляем константу равновесия реакции:

6.4. Индивидуальные задания

Задание 1. Определите степень окисления элементов вашего варианта в следующих соединениях (табл. 41).

Таблица 41

Варианты контрольного задания

Вариант Соединения
  ClO2, HClO, HClO3, Cl2, Cl2O7
  SO2, H2S, CaSO3, As2S3, SO
  N2, NO, HNO3, NH3, NH2OH
  As2O3, Na3AsO4, As, As2O5, H3As

Продолжение табл. 41

  H2SO4, CS2, Na2S, SO3, Na2H2
  Br2, Br2O, HBrO, KBrO3, HBr
  NaNO2, KNO3, H2O2, N2, NO2
  I2, NaI, HIO3, HIO2, K5IO6
  PH3, PCl3, H3PO3, H3PO4, P
  SiH4, Mg2Si, Si, SiO, H2SiO3
  B, BF3, Mg3B2, Na3BO3, LiBH4
  Li3PO4, P2O5, P2O3, P2H4, CaHPO4
  Na2CrO4, H2SeO4, KMnO4, Na2S2, NO
  NaCrO2, K2MnO4, Na2SO3, MnO2, Na2PbO2
  Fe2(SO4)3, PbO2, (NH4)2SO4, Na2O2, N2H4

 

Задание 2. Расставьте степени окисления элементов в представленной реакции. Уравняйте реакцию методом полуреакций, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Рассчитайте молярные массы эквивалента окислителя и восстановителя. Найдите значения стандартных ЭДС, энергии Гиббса и константы равновесия реакции (табл. 42).

Таблица 42

Исходные данные

Вариант Уравнение реакции
  K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O
  Si + HNO3 + HF → H2[SiF6] + NO + H2O
  KMnO4 + H2S → MnO2 + S + K2S + H2O
  P + I2 + H2O → H3PO3 + HI
  Sb2O5 + HCl → H3[SbCl6] + Cl2 + H2O
  KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
  K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + O2 + K2SO4 + H2O
  KClO3 + MnO2 + NaOH → KCl + Na2MnO4 + H2O
  Pt + HNO3 + HCl → H2Pt + NO + H2O
  KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
  Cr2O3 + NaNO3 + KOH → K2CrO4 + NaNO2 + H2O
  SiC + KOH + O2 → K2SiO3 + CO2 + H2O
  As2O3 + Zn + HCl → H3As + ZnCl2 + H2O
  I2 + Cl2 + H2O → HIO3 + HCl
  KI + + H2SO4 → I2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
     

 

6.5. Тестовые задания

1. Укажите степень окисления окислителя в реакции

HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + H2O

а) +2 б) -2 в) -1 г) +4

2. Название кислот, входящих в состав сильного окислителя «Царская водка» ………...

3. Название процесса отдачи электрона ………..

4. Вещество, являющееся только восстановителем:

а) S б) H2SO3 в) SO3 г) H2S

5. Вещество, являющееся только окислителем:

а) H2SO4 б) H2O в) HNO2 г) Н2О2

6. Соединение, способное проявлять окислительно-восстановительные свойства:

а) H2S б) H2SO4 в) H2SO3 г) SO3

7. Продукт полного восстановления азотной кислоты:

а) NO2 б) NO в) NH3 г) N2O

8. При образовании хлорида аммония NH3 + HCl = NH4Cl изменяется

а) степень окисления азота в) степень окисления водорода

б) степень окисления хлора г) валентность атома азота

9. Степень окисления хлора в Са(ClO)2 равна:

а) +1 б) +3 в) +5 г) +7

10. Среди перечисленных реакций:

1. KOH + HCl = KCl + H2O

2. CuO + H2 = Cu + H2O

3. Fe + H2O + O2 = Fe(OH)3

4. CuO + H2SO4 = CaSO4

к окислительно-восстановительным относятся

а) 1, 2 б) 2, 3 в) 3, 4 г) 1, 4

 

ТЕМА 7. ЛИГАНДООБМЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ И ПРОЦЕССЫ. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Теоретические сведения

Многие ионы способны присоединять к себе молекулы или противоположные ионы и превращаться в более сложные ионы, называемые комплексными.

Комплексные соединения (КС) – это соединения в узлах кристаллов которых находятся комплексные ионы, способные к самостоятельному существованию в растворе. В формулах КС комплексные ионы заключают в квадратные скобки.

CoCl3 + 6NH3 = [Co(NH3)6]Cl3 Со3+ + 6NH3 = [Co(NH3)6]3+

CuSO4 +4NH3 = [Cu(NH3)4] SO4 Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+

3KCN + Fe(CN)3 = K3[Fe(CN)6] 3CN- + Fe(CN)3 = [Fe(CN)6]3-

Причиной комплексообразования является электростатическое и донорно-акцепторное взаимодействие между ионами, между ионами и молекулами, между молекулами.



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-08-26; просмотров: 1176; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.81.57.77 (0.054 с.)